Aula Prática 2 - Química Geral 2022-1

1 Universidade Estadual Paulista - UNESP Faculdade de Ciências Agrárias e Veterinárias - FCAV Curso: Engenharia Agronômica – 1º Semestre de 2022 Disciplina: Química Geral Docentes: Prof. Dr. Jairo Osvaldo Cazetta Aula Prática No 2: Cinética química Data da aula: 02 e 03 /junho/2022 1 OBJETIVOS  Estudar a influência da concentração dos reagentes, da temperatura e da presença de catalisador na velocidade de uma reação química.  Revisar os conceitos de oxidação, redução, agente oxidante, agente redutor e número de oxidação (Nox), assim como, as regras para atribuição do Nox.  Exercitar o uso de aparelhagem volumétrica. 2 INTRODUÇÃO A lei da ação das massas para uma reação química genérica: aA + bB  cC + dD estabelece que: v = k[A]m[B]n EQ. 1 sendo: v = velocidade da reação; k = constante de velocidade, específica para cada reação; [ ] = concentração molar de cada reagente. De acordo com a equação 1, constata-se que o aumento na concentração de qualquer um dos reagentes provocará aumento na velocidade de reação. É importante ressaltar, que os expoentes m e n presentes na equação 1, não são necessariamente os coeficientes estequiométricos da equação química balanceada, devendo ser determinados experimentalmente. Sabe-se que as partículas dos constituintes de uma solução estão em constante movimento e dispõem de energia cinética, que depende de sua massa (m) e de sua velocidade (v), conforme apresentado na equação 2 a seguir. E = (mv2)/2 EQ. 2 Aquecendo-se a solução, forneceremos energia às partículas que a constituem e esse aumento de energia das partículas provocará aumento em sua velocidade. Com velocidade maior, o tempo que as moléculas reagentes levarão para colidir e reagir diminuirá, com consequente aumento da velocidade da reação. Na presente aula prática avaliaremos a influência da concentração dos reagentes, da temperatura e da presença de catalisador, para a reação de oxidação-redução entre solução de permanganato de potássio (violeta) e solução de ácido oxálico (incolor), uma vez que o descoramento da mistura reacional, devido a conversão do MnO4 - (violeta) à Mn2+ (incolor), nos possibilitará medir o tempo de reação. 5C2O4 2-(aq) + 2MnO4 -(aq) + 16H+(aq)  2Mn2+(aq) + 10CO2(g) + 8H2O(l) 2 3 PARTE EXPERIMENTAL 3.1 Influência da concentração dos reagentes na velocidade da reação química  Numere de 1 a 3, três erlenmeyers de 250 mL.  No elermeyer no 1, adicione: 10,00 mL de H2SO4(aq) 5,0 mol L-1 (com auxílio de pipeta volumétrica); 5,00 mL de H2C2O4(aq) 0,5 mol L-1 e 4,00 mL de KMnO4(aq) 0,04 mol L-1, com o auxílio de pipeta graduada. Agite a solução resultante e anote o tempo necessário para o seu descoramento, a partir do instante em que a solução de KMnO4 foi adicionada.  No elermeyer no 2, adicione: 10,00 mL de H2SO4(aq) 5,0 mol L-1 (com auxílio de pipeta volumétrica); 5,00 mL de H2C2O4(aq) 0,5 mol L-1 e 50,00 mL de água deionizada medidos com auxílio de proveta. Em seguida, adicione 4,00 mL de KMnO4(aq) 0,04 mol L-1, com o auxílio de pipeta graduada. Agite a solução resultante e anote o tempo necessário para o seu descoramento, a partir do instante em que a solução de KMnO4 foi adicionada.  No elermeyer no 3, adicione: 10,00 mL de H2SO4(aq) 5,0 mol L-1 (com auxílio de pipeta volumétrica); 5,00 mL de H2C2O4(aq) 0,5 mol L-1 e 100,0 mL de água deionizada medidos com auxílio de proveta. Em seguida, adicione 4,00 mL de KMnO4(aq) 0,04 mol L-1, com o auxílio de pipeta graduada. Agite a solução resultante e anote o tempo necessário para o seu descoramento, a partir do instante em que a solução de KMnO4 foi adicionada.  Preencha a Tabela 1 a seguir, com o tempo necessário para o descoramento da mistura contida em cada frasco de erlenmeyer e as concentrações molares dos reagentes presentes em cada mistura reacional. Tabela 1. Tempo de reação em função das concentrações molares de H2C2O4 e KMnO4 em cada mistura reacional. Frasco H2SO4 (mL) H2C2O4 (mL) H2O (mL) KMnO4 (mL) [H2C2O4] (mol L-1) [KMnO4] (mol L-1) Tempo de Reação (s) 1 10,00 5,00 --- 4,00 2 10,00 5,00 50,00 4,00 3 10,00 5,00 100,0 4,00 3.2 Influência da presença de catalisador na velocidade da reação química  Numere dois erlenmeyers de 250 mL.  No erlenmeyer nº 1, adicione: 10,00 mL da solução de H2SO4 5,0 mol L-1; 5,00 mL da solução de H2C2O4 0,5 mol L-1 e 50,00 mL de água deionizada, homogeneizando bem. Em seguida, acrescente 4,00 mL da solução de KMnO4 0,04 mol L-1, agite e anote o tempo de descoramento da mistura reacional. NÃO DESCARTE ESTA SOLUÇÃO.  No erlenmeyer nº 2, adicione: 10,00 mL da solução de H2SO4 5,0 mol L-1; 5,00 mL da solução de H2C2O4 0,5 mol L-1, 50,00 mL de água deionizada e 5 gotas de solução de MnSO4 0,1 mol L-1, homogeneizando bem. Em seguida, acrescente 4,00 mL da solução de KMnO4 0,04 mol L-1, agite e anote o tempo de descoramento da mistura reacional.  No erlenmeyer nº 1, acrescente novamente 4,00 mL da solução de KMnO4 0,04 mol L-1, agite e anote o tempo de descoramento da mistura reacional.  Preencha a Tabela 2 a seguir, com o tempo necessário para o descoramento da mistura contida em cada frasco de erlenmeyer, na presença e na ausência de catalisador. 3 Tabela 2. Tempo reacional em função da presença e da ausência de catalisador. Frasco H2SO4(aq) (mL) H2C2O4(aq) (mL) H2O (mL) KMnO4 (mL) MnSO4 (gotas) Tempo de Reação (s) 1 (1ª etapa) 10,00 5,00 50,00 4,00 ---- 1 (2ª etapa) ---- ---- ---- 4,00 ---- 2 10,00 5,00 50,00 4,00 5 3.3 Influência da temperatura na velocidade da reação química  Numere de 1 a 3, três erlenmeyers de 250 mL e adicione em cada frasco 10,00 mL de H2SO4(aq) 5,0 mol L-1; 5,00 mL de H2C2O4(aq) 0,5 mol L-1 e 100 mL de água deionizada.  No erlenmeyer nº 1, adicione 4,00 mL de solução de KMnO4 0,04 mol L-1, anote o tempo necessário para o seu descoramento, meça e anote a temperatura da solução.  Com o auxílio de bico de Bunsen, aqueça a solução contida no erlenmeyer nº 2 (cerca de 20 °C acima da temperatura da solução contida no erlenmeyer no 1). Em seguida, adicione 4,00 mL de solução de KMnO4, anote o tempo necessário para o seu descoramento, meça e anote a temperatura da solução.  Com o auxílio de bico de Bunsen, aqueça a solução contida no erlenmeyer nº 3 (cerca de 30 °C acima da temperatura da solução contida no erlenmeyer no 1). Em seguida, adicione 4,00 mL de solução de KMnO4, anote o tempo necessário para o seu descoramento, meça e anote a temperatura da solução.  Preencha a Tabela 3 a seguir, com o tempo necessário para o descoramento da mistura contida em cada frasco de erlenmeyer e a temperatura de cada mistura reacional. Tabela 3. Tempo de reação em função da temperatura da mistura reacional. Frasco H2SO4 (mL) H2C2O4 (mL) H2O (mL) KMnO4 (mL) T (oC) T (oC) Tempo de Reação (s) 1 10,00 5,00 100 4,00 --- 2 10,00 5,00 100 4,00 20 3 10,00 5,00 100 4,00 30 4 TRATAMENTO DOS RESULTADOS 4.1 A partir dos dados presentes na Tabela 1 construa um gráfico da concentração de H2C2O4 (colocada na ordenada) versus o tempo de descoramento (lançado na abscissa). 4.2 A partir dos dados presentes na Tabela 3 construa um gráfico de temperatura da solução (lançada na abscissa) versus tempo de descoramento (lançado na ordenada). 5 QUESTÕES 5.1 a) Conceitue reação de oxidação-redução. b) Especifique o agente oxidante e o agente redutor na reação química realizada ao longo da aula prática. 5.2 a) Conceitue catalisador. b) Indique o catalisador usado na presente aula prática. 4 5.3 Explique: a) porque um aumento na concentração de um ou de todos os reagentes aumenta a velocidade da reação; b) porque um aumento na temperatura provoca um aumento na velocidade das reações químicas; c) Escreva o que é a regra de Vant'Off, e em seguida verifique se esta regra foi ou não obedecida nas suas experiências. d) o mecanismo de ação de um catalisador. 6 REFERÊNCIAS CONSULTADAS FLORENTINO, A. O.; VALENTE, J. P. S.; PADILHA, P. M. Roteiros de aulas práticas: disciplina de química geral. Botucatu, SP:Unesp Botucatu, 2013. KOTZ, J. C.; TREICHEL Jr., P. M. Química geral e reações químicas. São Paulo:Pioneira Thomson Learning, 2005. v. 2. OLIVEIRA, E. A. Aulas práticas de química. 3. ed. São Paulo:Moderna, 1993.